Kemins grunder Den vetenskapliga metoden

8
Kemisk bindning
Varför är CO2 och SiO2 så olika?
och grafit och diamant?
Varför dominerar N i luften, men O i marken?
Hur kan levande organismer skilja på Fe2+ i hemoglobin
och Mg2+ i klorofyll?
Varför behövs vissa vitaminer?
Varför är vissa ämnen giftiga?
Vad är livet?
...
Alla svaren finns i begreppet
kemisk bindning
Kap. 8
8.1 – 8.4
8.5
8.6
8.7 – 8.13
Läs
Skumma
Läs
Studera
Jonbindning
Exempel: NaCl
Na+
jonföreningar
Cl-
Coulombs lag:
E  2,3110
19
 Q1  Q 2 

J  nm 
  
Q1, Q2 = laddningarna

= avståndet mellan jonernas centra
Ex. NaCl
 = 2,76Å = 0,276nm
Q1 = +1, Q2 = -1
 (1)  (1) 
E  2,311019 J  nm 
  8,37 1019 J
 0,276nm 
— per Na+ - Cl- par
På en mol blir det
-6,022·1023·8,37·10-19J = -504kJ
 Na+ + Cl-  NaCl, energin minskar.
Kovalent bindning
Ex.
H2,
fig. 8.1,
zumdahl
Nollpunkten för energin E är definierad vid oändligt avstånd.
Attraktion:
Repulsion:
protonere-
+- +
eller
+
+
e- - e-
Ett optimalt avstånd finns, där E är lägst.
H(g) + H(g)  H2(g)
E = -458kJ/mol
Bindningslängden: avståndet mellan två bundna atomer.
Kovalenta bindningar dominerar i biologin. De ingående
atomslagen är samtliga elektronegativa F, O, N, Cl, H, C, S, P, ...
Mellanformer jon-/kovalent bindning
Ex.
HF
+
H+
F-
- — polär kovalent
bindning
I verkligheten är alla bindningar mellan olika atomslag
mellanformer av jon- och kovalent bindning.
Elektronegativitet
förmågan att attrahera elektroner
Linus Paulings elektronegativitetsvärden Np (BD: tabell 4·4, sid. 49)
Elektronegativiteten ökar
Li
1,0
Na
B
H
2,0
C
2,5
2,1
N
3,0
O
3,5
F
4,0
Cl
0,9
3,0
K
Br
0,8
Rb
Periodiska systemet
2,8
I
0,8
2,5
Cs
At
0,7
2,2
Fr
0,7
Ex.
Np
H–H
0
Cl – H
0,9
F–H
1,9
Bindnings
kovalent  polär kovalent  jon
typer
Cl – Na
2,1
Polära bindningar
Om två atomer har olika elektronegativitet blir bindningen
+
blir bindningen polär
Molekylen får ett
dipolmoment.
+ tecken
-
. Pilen anger vart e- drar sig.
Polära molekyler:
Vilka molekyler är polära? CO2, HCl, Cl2, CCl4
H
-
-
O
N
+
H2O
H
C
Icke
polär
men
H
H
H
H
NH3 +
H
H
CH4
H
Elektronfigurationer för joner
Ca
O
[Ar] 4s2
[He]
2e-
2s2 2p4
Ca2+
+
O2-
[Ar]
[Ne]
stabila joner
Isoelektriska joner: joner med samma elektronfiguration.
Ex.
S2-, Cl-, K+, Ca2+
radierna minskar
=
[Ar] = samma antal e-.
men kärnans laddningar ökar med Z, jonradierna minskar med Z.
Radie (Å)
3
(K) >>
(K+)
(O) <<
(O2-)
Cs
Rb
K
2
Ba2+
Tl3+
In3+
Ga3+
Al3+
Sr2+
Ca2+
Na
Cs+
Rb+
K+
Li
Al
IBr Cl-
F-
Te2Se2S2-
As3P3-
N3-
O2-
Be
Cl
Na+ 1
Mg2+
O
Li+
Be2+
laddning
B3+
+3
+2
+1
0
-1
-2
elektroner
-3
Gitterenergi (eng. Lattice energy)
Varför bildas salter M+X- ?
Svar: En stor energivinst fås då + och packas tätt. Däremot kostar det energi att
bilda jonerna ut grundtillståndens atomer.
Joniseringsenergi = den minsta energi som krävs för att lyfta
ut en elektron från en atom i grundtillståndet i gasfas:
Mg(g)  Mg+(g) + eDetta kräver alltid energi: EIE > 0
BD: 4.1
Metallerna har låga joniseringsenergier och blir därför ett 3D
nätverk av + med ett hav av elektroner däremellan:
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
Elektronaffinitet: upptaget av en elektron, dvs bildnadet av en
anjon innebär ibland energivinst (EEA < 0: C, O, F) och
ibland en energiförlust (EEA > 0: O-, S-).
Xn-(g) + e-  X(n+I)-(g)
EEA
BD: 5.10
28:6
Q
_____
1·Q2
Gitterenergin = k ·
<0

Alltså
BD: 5.9
EMgO = -3791kJ/mol, ENaF = -918kJ/mol
|EMgO| >|ENaF|, ty Q = 2 resp 1
Ex.
Mg(s) + ½ O2(g)  MgO(s)
BD:
56
44
56
115
115
Steg:
H0at
EIE
H0at
EEA
EMgO
1. Förgasa Mg: Mg(s)  Mg(g)
H = 147,7kJ/mol
2. Jonisera Mg: Mg(g)  Mg2+(g)
H = 2189kJ/mol
3. Dissociera O2: ½ O2(g)  O(g)
H = 249,2kJ/mol
4. Jonisera O:
O(g)  O2-(g)
H = 657kJ/mol
5. Bilda MgO(s): Mg2+(g) + O2-(g)  MgO(s) H = -3791kJ/mol
Mg(s) + ½ O2(g)  MgO(s) H = -548kJ/mol
Kolla i BD Hf0 (MgO) = -601,7kJ/mol
Bindningsenergier
i kovalenta bindningar
 Enkelbindningar
 Dubbelbindningar
 Trippelbindningar
BD: 4·6
200 ~ 400kJ/mol
 dubbla energin
 tredubbla energin
Bindningslängder
C
(
(
C
1,54Å
C
1,34Å
C
1,20Å
C
(
(
C
C – N och C – O
1,43Å,
bara C – H är under 1Å (~0,9Å)
Ex.
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
H = ?
H = energin som behövs att bryta bindningar
 energin som frigjorts när bindningar bildas.
BD: 4·6
H = E(NN) + 3·E(HH) – 2·3 E(NH)
= 945,4kJ/mol + 3·435,9kJ/mol – 6·391kJ/mol
= -92,9kJ/mol
Jfm. Hf0(NH3)
Lewisstrukturer
Kemi = interaktion mellan + och - -laddningar. De inre
elektronerna (core elektrons) dras så tätt till kärnan att vi
kan betrakta dem + en liten positivt laddad sfär. Runt den
finns ett fåtal valenselektroner. Det är dessa som gör kemin.
Lewisstrukturer visar var valenselektronerna finns i molekyler.
Elektronstruktur med punkter/streck:

N (7):




[He] 2s2 2sx1 2py1 2pz1
N
H •,
l Ne l,
l O l,
l cl •,
Om s2p6 är helt fyllt fås en oktett:
K •,
Mg l
l Ar l
Oktettregeln: Atomerna försöker dela elektronerna
mellan sig för att båda ska kunna bilda oktetter.
Undantag:
B, Be, ibland S, P mfl. i 3:e perioden.
Hur man ritar upp en Lewisstruktur:
1. Summera alla atomernas valenselektroner.
2. Förbind alla atomerna med var sitt e- par.
3. Placera övriga elektronpar så att oktettregeln uppfylls. Ex: N2H4
4. Ibland får man ta dubbel- eller trippelbindningar.
5. Om många atomer ingår: placera först ut enkelbindningarna
mellan atomerna, sedan restrerande elektronpar på de yttersta
atomerna. Om centralatomen inte får full oktett: gör
dubbelbindning(ar). Ex. C2H4
6. Minimera formella laddningarna.
Exempel:
H2O, CO2, CN-
Undentag:
BF3,
SF6,
ICl4-
Mer om oktettregeln ...
• C, N, O, F uppfyller alltid oktettregeln
• B och Be:
< 8e-, mycket reaktiva
• Grundämnena i andra perioden kan inte ha mer än 8e-.
• Grundämnena i 3:e eller högre perioder kan ha mer än
8e-, i d orbitaler.
Udda elektroner:
radikaler
N=O
RESONANS
N
N
o
o
o
o
N
o
o
o
NO3- :
o

o
Alla tre syrena är likvärda!
o
o
o
N
Resonans ökar
molekylens stabilitet.
Bensen (Kekulé 1865)
H
C
C
HC
CH
HC

CH

HC
H
CH
CH
HC
C
C
H
H
eller
Formell laddning
• Fria elektronpar ger 2 elektroner till sin atom.
• Enkel kovalent bindning ger 1 elektron/atom.
• Dubell kovalent bindning ger 2 elektroner/atom.
... ...
XeO3
• Lägsta laddningarna är mest sannolikt.
• Negativa formella laddningar på de mesta
• Elektronegativa atomerna är mest sannolikt.
VSEPR ger 3D strukturen
— Valence Shell Electron Pair Repulsion
Molekylers 3D-struktur är mycket viktig, särskilt i biokemin.
Experimentellt kan 3D strukturen bestämmas med
röntgenkristallografi, NMR mm.
På skrivborden kan man förutsäga 3D strukturen bra med
Lewisstrukturer + VSEPR.
Den enkla regeln: elektronparen försöker undvika varandra,
särskilt fria elektronpar.
Dubbelbindningar:
H
H
C
C
All 6 atomerna i ett plan, men elektronerna
i bindningen ligger inte i detta plan.
H
H
Dubbelbindningar räknas som enkelbindningar vid geometrisk
härledning av strukturen.